Transcript Chuong 2- Chau - WordPress.com

Chương 2: (5tiết)
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
NỘI DUNG
2.1. Lịch sử thuyết cấu tạo nguyên tử
2.1.1. Mô hình Thomson (1903)
2.1.2. Mô hình Rutherfor (1911)
2.1.3. Mô hình Borh (1913)
2.2. Thuyết cấu tạo nguyên tử hiện đại
2.2.1. Những luận điểm cơ bản của cơ
học lượng tử
2.2.2. Giải thích cấu tạo nguyên tử một
điện tử bằng cơ học lượng tử
2.2.3. Nguyên tử nhiều điện tử
Chương 2: (5tiết)
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
2.1. Lịch sử thuyết cấu tạo nguyên tử (Mô hình
Thomson, Rutherfor, Borh)
2.1.1. Mô hình Thomson (1903)
- Năm 1903, Thomson nhà vật lý người Anh đã
đưa ra mẫu nguyên tử. Theo ông nguyên tử gồm
từ điện tích dương phân bố đều trong toàn bộ thể
tích nguyên tử và những electron chuyển động
giữa điện tích dương đó.
Chương 2: (5tiết)
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
2.1.2. Mô hình Rutherfor (1911)
- Khi cho bức xạ  qua lá kim loại mỏng thì đa số
các hạt  qua lá kim loại không bị lệch hướng
nhưng cũng có một số ít hạt bị bật trở lại.
- Thí nghiệm này cho thấy nguyên tử có độ rỗng
lớn, các hạt tích điện dương có kích thước rất nhỏ
vì chỉ khi va chạm với hạt tích điện dương thì hạt
 mới bị bật trở lại.
Chương 2: (5tiết)
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
* Nội dung thuyết Rutherfor:
- Mỗi ngtử gồm hạt nhân mang điện tích dương có
kích thước nhỏ (bán kính khoảng 10-15 m) so với kích
thước ngtử (bán kính khoảng 10-10m).
- Khối lượng nguyên tử tập trung chủ yếu ở hạt nhân.
Xung quanh hạt nhân là các điện tử chuyển động trên
các quỹ đạo khác nhau.
- Nguyên tử trung hòa về điện nên số điện tử có trong
ngtử bằng với điện tích hạt nhân nguyên tố.
Chương 2: (5tiết)
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
2.1.3. Mô hình Borh (1913)
- Sự xuất hiện thuyết lượng tử ánh sáng của
Plank, nhà bác học Bohr đã đưa ra một lý thuyết
mới về cấu tạo nguyên tử dựa trên sự phối hợp
mẫu hành tinh và thuyết lượng tử ánh sáng.
Chương 2: (5tiết)
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
* Nội dung chính của thuyết này gồm ba tiên đề:
- Electron quay xung quanh hạt nhân không phải trên
những quỹ đạo bất kỳ mà trên những quỹ đạo tròn,
đồng tâm có bán kính nhất định gọi là những quỹ đạo
bền.
- Khi quay trên những quỹ đạo bền này electron
không phát ra năng lượng điện từ (không mất năng
lượng).
- Nguyên tử chỉ được phát ra hay hấp thụ năng lượng
(E) khi electron chuyển từ quỹ đạo bền này sang quỹ
đạo bền khác và bằng hiệu số năng lượng của
electron ở trạng thái đầu (Eđ) và trạng thái cuối (Ec).
Chương 2: (5tiết)
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
2.2. Thuyết cấu tạo nguyên tử hiện đại
2.2.1. Những luận điểm cơ bản của cơ học
lượng tử
- Cơ học lượng tử quan niệm rằng các vật vi mô
có cả tính chất hạt và tính chất sóng, nghĩa là
chúng thể hiện đồng thời như những hạt và sóng.
- Ánh sáng là những sóng điện từ có tần số dao
động n (hoặc bước sóng l) xác định được lan
truyền với tốc độ c. Tính chất sóng thể hiện trong
biểu thức:
  c
Chương 2: (5tiết)
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
- Plănk đề xuất: ánh sáng là dòng các vật chất
không thể phân chia được nữa gọi là các lượng
tử ánh sáng hay các phôtôn, chúng có khối lượng
m và chuyển động với tốc độ c.
- Tính chất hạt của ánh sáng được thể hiện trong
phtrình Plănk: E  h
- Từ phương trình Plănk, Ensten (E = mc2), chúng
ta có thể rút ra được phương trình thể hiện bản
chất sóng - hạt của ánh sáng:
h

mc
Chương 2: (5tiết)
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
* Louis De Broglie (1924): Electron cũng như các
vật chất vi mô đều có bản chất sóng - hạt đối với
chúng hệ thức sau đây phải thỏa mãn:
h

mv
Với: v: vận tốc hạt (cm.s-1)
λ: bước sóng (cm)
m: khối lượng hạt (g)
h: hằng số Plank có giá trị 6,626.10-34 J.s
Chương 2: (5tiết)
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
- Bản chất sóng - hạt của vật vi mô đưa đến hệ quả
quan trọng về sự chuyển động của nó, thể hiện trong
nguyên tắc do Heisenberg đưa ra vào năm 1927:
không thể đồng thời xác định chính xác cả vị trí lẫn
tốc độ của hạt vi mô.
h
x.v 
m
- Heisenberg: Hạt vi mô khi biết chính xác tốc độ
chuyển động của chúng, ta không thể nói đến đường
đi chính xác của nó, mà chỉ có thể nói đến xác suất có
mặt của nó ở chỗ nào đó trong không gian.
Chương 2: (5tiết)
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
* Phương trình sóng của Schrodinger (1926):
- Cơ học lượng tử mới thành lý thuyết hoàn chỉnh
cho phép giải quyết thành công vấn đề cấu tạo
nguyên tử.
- Phương trình sóng Schrodinger được xem là
những định luật cơ học lượng tử về sự chuyển
động của các hạt vi mô tương tự như các định
luật của Newton trong cơ học cổ điển.
- P.trình sóng Schrodinger của một hạt có dạng:
2
Với: φ: biên độ
 2   2   2   2 
 2  2   0
λ:
bước
sóng
2

x
y
z
 
Chương 2: (5tiết)
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
- Khi thay l bằng bước sóng De Broglie, biên độ sóng
bằng biên độ sóng 3 chiều và sử dụng đại lượng năng
lượng toàn phần của electron, chúng ta sẽ thu được
phương trình sóng Schrodinger cơ bản đối với chuyển
động của một eletron trong nguyên tử:
 2   2   2  8 2m
E  V   0
 2  2 
2
2
x
y
z
h
Trong đó:- E: năng lượng toàn phần của electron
- V: thế năng của electron phụ thuộc vào
tọa độ x, y, z.
- ψ: hàm sóng đối với các biến số x, y, z.
Chương 2: (5tiết)
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
- Cơ học lượng tử quan niệm rằng khi chuyển
động xung quanh hạt nhân nguyên tử electron đã
tạo nên vùng không gian bao quanh hạt nhân mà
nó có thể có mặt ở thời điểm bất kỳ với xác suất
có mặt khác nhau. Vùng không gian như vậy
được hình dung như một đám mây electron.
- Đám mây electron là vùng không gian gần hạt
nhân trong đó tập trung phần lớn (khoảng 95%)
diện tích cũng như khối lượng electron và hình
dạng đám mây electron được biểu diễn bằng bề
mặt giới hạn vùng không gian đó.
Chương 2: (5tiết)
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
2.2.2. Giải thích cấu tạo nguyên tử một điện tử
bằng cơ học lượng tử
- Phân tích phương trình sóng Schrodinger đối với
các mô hình nguyên tử đơn giản hóa chúng ta lại
thấy hàm số sóng gắn liền với các đại lượng đặc
trưng là những số lượng tử.
- Như vậy rõ ràng trạng thái của electron trong
nguyên tử được xác định bởi các số lượng tử.
Số lượng tử chính (n), slt orbitan (l), slt từ (ml)
và slt spin (ms).
Chương 2: (5tiết)
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
(1) Số lượng tử chính n và các mức năng lượng
- Trong nguyên tử electron chỉ có thể ở trên những
trạng thái năng lượng xác định tuân theo điều kiện
lượng tử hóa.
- Điều kiện lượng tử hóa này được thể hiện bằng sự
có mặt của số lượng tử n trong biểu thức xác định các
giá trị năng lượng.
- Chẳng hạn đối với nguyên tử hydro biểu thức năng
lượng có dạng: 2 4
2 me
1
E
 13,6  2
2 2
nh
n
Số lượng tử chính 1
n:
2
3
4
5
6
7
Chương 2: (5tiết)
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
(2) Số lượng tử orbitan l và hình dạng đám mây electron
- Số lượng tử orbitan (hay còn gọi là số lượng tử phụ)
cũng có những giá trị nguyên, dương. Tuy nhiên, số giá trị
của nó bị ràng buộc bởi số lượng tử chính n.
- Đối với mỗi giá của n, số lượng tử orbitan có những giá
trị từ 0 đến (n-1): l = 0, 1, 2, 3,…., (n – 1)
- Các e trong mỗi lớp e có cùng giá trị l tạo thành phân lớp
e. Các phân mức năng lượng (phân lớp lượng tử) được ký
hiệu như sau:
Số lượng tử orbitan l:
0 1 2 3 4 5
Ký hiệu phân lớp lượng s p d f g h
tử:
Chương 2: (5tiết)
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
* Hình dạng các đám mây electron
- Theo kết quả tính toán của cơ học lượng tử, các đám
mây electron tương ứng trạng thái s (l=0) có dạng khối
cầu, trạng thái p (l=1) có dạng 2 khối cầu biến dạng tiếp
xúc nhau (hình quả tạ đôi, số 8 nổi), trạng thái d (l=2) có 4
dạng khối cầu biến dạng tiếp xúc nhau...
Chương 2: (5tiết)
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
(3) Soá löôïng töû töø ml
- Đaëc tröng cho söï ñònh höôùng caùc orbital ngtöû trong töø tröôøng vaø quyeát ñònh
soá orbital coù trong moät phaân lôùp.
- Ứng với mỗi giá trị l, ml có các giá trị: ml = 0, ±1, ±2,.., ±l.
Như vậy ứng với mỗi phân mức năng lượng l sẽ có (2l +1)
kiểu định hướng khác nhau của đám mây electron trong
không gian.
-Trạng thái của e trong nguyên tử được đặc trưng bởi
những giá trị nhất định n, l và ml , nghĩa là: kích thước,
hình dạng và định hướng trong không gian của đám mây
e, và được gọi là orbital e nguyên tử.
Ví duï: * l = 0 thì: m coù 1 giaù trò ml = 0 töùc laø 1 orbitan s
* l = 1 thì: m coù 3 giaù trò laø ml = -1, 0 ,+1 töùc laø 3 orbitan p: px,py vaø pz.
* l = 2 thì: m coù 5 giaù trò laø ml = -2, -1, 0, +1, +2 töùc laø 5 orbitan d: dxy, dxz, dyz,
dz2 vaø dx2-y2.
Chương 2: (5tiết)
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
(4) Soá löôïng töû spin ms
- Đaëc tröng cho söï töï quay cuûa e xung quanh truïc cuûa mình theo
chieàu thuaän hay chieàu nghòch vôùi chieàu quay kim ñoàng hoà vaø
nhaän moät trong hai giaù trò töø +1/2  -1/2 . (Nếu e độc thân
có ms=+1/2 ; Nếu e ghép đôi có ms= -1/2)
Chương 2: (5tiết)
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
* Boán soá löôïng töû n, l, ml , ms xaùc ñònh hoaøn toaøn traïng thaùi cuûa
electron trong nguyeân töû. (Bảng 2.2 / tr.49)
Chương 2: (5tiết)
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
2.2.3. Nguyên tử nhiều điện tử
(1) Trạng thái năng lượng electron trong ntử nhiều điện tử
- Ngoaøi töông taùc giöõa haït nhaân vôùi e, coøn coù töông taùc giöõa caùc e
vôùi nhau, töông taùc naøy taïo neân hai hieäu öùng ñoù laø hieäu öùng xaâm
nhaäp vaø hieäu öùng chaén.
* Hiệu ứng chắn:
+ Do các lớp e bên trong làm giảm lực hút của hạt nhân
với e lớp ngoài.
+ E bên ngoài bị hút bởi điện tích Z* < Z
+ S = Z – Z* là hằng số chắn
* Hiệu ứng xâm nhập:
- Các e bên ngoài có thể xâm nhập vào gần hạt nhân
- Khả năng xâm nhập của e giảm dần theo chiều tăng của
n và l.
Chương 2: (5tiết)
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
(2) Sự sắp xếp electron trong ngtử nhiều electron
- Dựa vào nguyên lý Pauli, nglý vững bền, quy tắc Hund,
quy tắc Kleshkowski.
a. Nguyên lý Pauli: Trong một nguyên tử không thể có 2
Electron có cùng 4 số lượng tử như nhau. Mỗi orbitan có
thể chứa tối đa 2 electron có spin khác nhau. (Xem bảng
2.3 trang 53).
Lưu ý: Số electron tối đa trong mỗi lớp = 2n2 (n: slt chính).
b. Nguyên lý vững bền: Ở trạng thái cơ bản, trong
nguyên tử, các electron sẽ chiếm những mức năng lượng
thấp trước (tức là trạng thái bền vững trước) rồi mới đến
những trạng thái cao hơn”.
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s≈4f<5d<6p<7s
<5f≈6d<7p
Chương 2: (5tiết)
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
c. Quy tắc Hund: “Trong một phân lớp, các
electron được sắp xếp sao cho tổng số spin là
cực đại.” Nói một cách dễ hiểu, trong một phân
lớp các electron sắp xếp trên các orbitan nguyên
tử sao cho số electron độc thân là cực đại.
Chương 2: (5tiết)
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
d. Quy tắc Kleshkowski
- “Khi điện tích hạt nhân nguyên tử tăng, các e sẽ chiếm
các mức năng lượng có tổng số giá trị 2 số lượng tử (n+l)
lớn dần ”
“Đối với các phân lớp có tổng số 2 số lượng tử (n + l) bằng
nhau thì electron được điền vào phân lớp có trị số n nhỏ
trước rồi tới phân lớp có n lớn hơn”.
Sơ đồ trật tự sắp xếp electron vào các obitan nguyên tử
Chu kỳ 1
Chu kỳ 2
Chu kỳ 3
Chu kỳ 4
Chu kỳ 5
Chu kỳ 6
Chu kỳ 7
Chương 2: (5tiết)
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
Ví dụ1:
Có các giá trị: n= 4; l= 0; ml= 0; ms= +1/2
Ví dụ2:
Có các giá trị: n= 3; l= 2; ml= +2; ms= -1/2
(Lưu ý: Bộ 4 số lượng tử tuân theo cấu hình năng lượng
chứ không phải là cấu hình e).
Chương 2: (5tiết)
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
Câu hỏi: Tại sao phân lớp 2s được xếp sau 1s, 3s xếp sau
2p ?
Phaân lôùp 1s: n + l = 1 + 0 = 1
Phaân lôùp 2s:
n+l=2+0=2
Phaân lôùp 2p:
n+l=2+1=3
Phaân lôùp 3s:
n+l=3+0=3
→ Naêng löôïng AO thuoäc phaân lôùp 3s > 2p vì coù giaù trò n lôùn hôn.
Chương 2: (5tiết)
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
BÀI TẬP VỀ NHÀ
Tự luận: btập 1-13 (trang 58-60).
Trắc nghiệm: btập 54-91 (trang 310-317).
Chương 2: (5tiết)
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ